Question

復分解反應存在這樣一個規(guī)律：較強酸可制取較弱酸．中和反應、鹽類的水解也是復分解反應，鹽類的水解反應的逆反應是中和反應．鹽類的水解反應中，弱酸強堿鹽中弱酸根離子對應的弱酸越弱，其鹽越容易發(fā)生水解．
已知在常溫下測得濃度均為0.1mol/L的下列6種溶液的pH：

溶質(zhì)	CH3COONa	NaHCO3	Na2CO3	NaClO	NaCN	C6H5ONa
pH	8.8	8.1	11.6	10.3	11.1	11.3

（1）請根據(jù)上述信息判斷下列反應不能發(fā)生的是

AD

（填編號）．
A．CO₂+H₂O+2NaClO═Na₂CO₃+2HClO
B．CO₂+H₂O+NaClO═NaHCO₃+HClO
C．CO₂+H₂O+C₆H₅ONa-→NaHCO₃+C₆H₅OH
D．CO₂+H₂O+2C₆H₅ONa-→Na₂CO₃+2C₆H₅OH
E．Na₂CO₃+C₆H₅OH-→NaHCO₃+C₆H₅ONa
F．CH₃COOH+NaCN═CH₃COONa+HCN
（2）一些復分解反應的發(fā)生還遵循其他的規(guī)律．下列變化都屬于復分解反應：
①將石灰乳與純堿溶液混合可制得苛性鈉溶液
②向飽和碳酸氫銨溶液中加入飽和食鹽水可獲得小蘇打固體
③蒸發(fā)KCl和NaNO₃的混合溶液，首先析出NaCl晶體．
根據(jù)上述反應，總結出復分解反應發(fā)生的另一規(guī)律為

反應能夠由溶解度相對較大的物質(zhì)向生成溶解度相對較小的物質(zhì)的方向進行

．
（3）物質(zhì)的量濃度均為0.05mol/L的下列五種物質(zhì)的溶液中，pH由大到小的順序是

①④②③⑤

（填編號）．
①C₆H₅OH（苯酚）�、贑H₃COOH　③HClO₄�、蹾ClO�、軭₂SO₄
（4）一定溫度下，向等體積純水中分別加入等物質(zhì)的量的下列物質(zhì)：①NaOH、②CH₃COOH、③NaClO，則水的電離程度最大的是

③

（填編號）．
（5）25℃時，M酸溶液的pH=a，N堿溶液的pH=b．
①若X為強酸，Y為強堿，且a+b=14，若兩者等體積混合后，溶液的pH=

7

，此時溶液中金屬陽離子濃度大于酸根陰離子濃度，其原因可能是

酸為二元強酸，堿為一元強堿

．
②若X的化學式為HR，Y的化學式為MOH，且a+b=14，兩者等體積混合后溶液顯酸性，則混合溶液中必定有一種離子能發(fā)生水解，該離子為

R^-

（填離子符號）；混合后的溶液中，下列微粒濃度大小關系正確的是

c e

（填序號）．
a  c（MOH）＞c（M⁺）＞c（R^-）＞c（H⁺）＞c（OH^-）
b  c（HR）＞c（M⁺）＞c（R^-）＞c（OH^-）＞c（H⁺）
c  c（R^-）＞c（M⁺）＞c（H⁺）＞c（OH^-）
d  c（M⁺）＞c（R^-）＞c（OH^-）＞c（H⁺）
e  c（M⁺）+c（H⁺）=c（R^-）+c（OH^-）

Answer 1

分析：（1）六種鹽都為強堿弱酸鹽，鹽的pH越大，說明對應的酸水解程度越大，則對應的酸越弱，根據(jù)強酸生成弱酸的特點判斷反應能否進行；
（2）根據(jù)三個反應都有沉淀生成分析；
（3）根據(jù)酸性強弱程度分析；
（4）根據(jù)影響水的電離平衡的因素分析；
（5）：①根據(jù)pH之和為14的酸、堿溶液等體積混合，誰弱顯誰性，無弱顯中性判斷；根據(jù)電荷守恒，金屬陽離子濃度大于酸根陰離子濃度，則陰離子所帶電荷多；
②根據(jù)“pH之和為14的酸、堿溶液等體積混合，即n（H⁺）=n（OH^-），混合后溶液顯酸性，氫離子過量，則酸是弱酸；從鹽類的水解以及電荷守恒角度分析．

解答：解：（1）六種鹽都為強堿弱酸鹽，鹽的pH越大，說明對應的酸水解程度越大，則對應的酸越弱，則
A．酸性H₂CO₃＞HClO＞HCO₃^-，應生成NaHCO₃，所以反應不能發(fā)生，故A錯誤；
B．酸性H₂CO₃＞HClO＞HCO₃^-，應生成NaHCO₃，反應能進行，故B正確；
C．酸性H₂CO₃＞C₆H₅OH＞HCO₃^-，應生成NaHCO₃故C正確；
D．酸性H₂CO₃＞C₆H₅OH＞HCO₃^-，應生成NaHCO₃，故D錯誤；
E、C₆H₅OH＞HCO₃^-，故能生成NaHCO₃，故E正確；
F、CH₃COOH酸性大于HCN，反應能發(fā)生，故C正確．
故答案為AD；
（2）由題意可知，三個反應都有沉淀生成，根據(jù)所給反應，總結出復分解反應發(fā)生的另一規(guī)律為：反應能夠由溶解度相對較大的物質(zhì)向生成溶解度相對較小的物質(zhì)的方向進行，故答案為：反應能夠由溶解度相對較大的物質(zhì)向生成溶解度相對較小的物質(zhì)的方向進行；
（3）酸性越強，氫離子濃度越大，PH越小，所以氫離子濃度從大到小順序為：⑤③②④①，所以PH從大到小順序為①④②③⑤，故答案為：①④②③；
（4）在水中加酸或堿抑制水的電離，加易水解的鹽促進電離，所以電離程度最大的為NaClO，故答案為：③；
（5）①將25℃的規(guī)律遷移過來，即可知該溫度下：pH之和為14的酸、堿溶液等體積混合，誰弱顯誰性，無弱顯中性．本題中“A為強酸，B為強堿”，故混合溶液呈中性，pH=7，由于溶液呈中性，故c（H⁺）=c（OH^-），若A為一元酸，B為一元堿，結合電荷守恒可知，酸的陰離子濃度等于堿的陽離子濃度．若酸是n（n≠1）元強酸而堿為一元強堿，則其電荷守恒關系式中，堿的陽離子濃度等于酸的陰離子濃度的n倍，所以堿的陽離子濃度大于酸的陰離子濃度，
故答案為：7； 酸是二元強酸，堿是一元強堿；
②由于混合溶液呈酸性，根據(jù)“pH之和為14的酸、堿溶液等體積混合，誰弱顯誰性，無弱顯中性”可判斷HR一定是弱酸，則R^-離子一定能發(fā)生水解；
MOH不可能大于由于溶液呈酸性，故c（H⁺）＞c（OH^-），排除b、d，根據(jù)c（H⁺）＞c（OH^-）和c（M⁺）+c（H⁺）=c（R^-）+c（OH^-）可得c（R^-）＞c（M⁺），則a錯誤，
由于OH^-和H⁺均來自于弱電解質(zhì)的電離，其濃度應該很小，故c（R^-）＞c（M⁺）＞c（H⁺）＞c（OH^-），即c正確．由電荷守恒可知e正確；故答案為：R^-、c e．

點評：本題考查了復分解反應的規(guī)律，酸堿混合的計算，題目難度中等，注意溶液離子濃度大小比較的方法．